氧化还原反应问题解题规律归纳

华雪莹

氧化还原反应是中学化学中的一种重要反应类型。正确理解和准确把握氧化还原反应中的有关规律并能熟练运用，是学好这一知识点的关键。下面我们就一起来梳理氧化还原反应中的有关规律，希望同学们能够熟记并能正确运用。

一、守恒律

1.电子得失守恒

在氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数与还原剂失去电子的总数相等（或者说化合价升高总数与化合价降低总数相等）。

应用1 计算氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的多少。

例1 KI与KIO在酸性条件下可发生反应生成单质碘，问该反应中被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比是多少。

解析 K→化合价升高1价，被氧化；KO→化合价降低5价，被还原。要使化合价升降总数相等，KI与KIO的物质的量之比应为5∶1，则被氧化的碘元素与被还原的碘元素的质量之比也为5∶1。

应用2 确定氧化产物或还原产物中元素的价态。

例2 在含有0.078 mol FeCl溶液中，通入0.009 mol Cl，再加入含有0.01 mol XO的酸性溶液，溶液中的Fe恰好全部被氧化，并使XO还原为X离子，求n的值。

解析 Fe→Fe，1 mol FeCl失去1 mol电子；Cl→Cl，1 mol Cl得到2 mol 电子；O→X，1 mol XO得到2（6-n） mol电子。根据得失电子守恒规律，FeCl失去的电子数等于氧化剂Cl和XO得到的电子总数，即0.078×1=0.009×2+0.01×2（6-n），解得n=3。

应用3 配平氧化还原方程式

例3 配平方程式： P+ CuSO+ HO→ CuP+ HPO+ HSO。该反应中160 g CuSO可氧化P的质量是 。

解析 该反应中氧化还原关系较为复杂，既有CuSO与P的氧化还原反应，又有P的自身氧化还原反应。→Cu，P元素化合价降低3价；SO→P，Cu元素化合价降低1价；→HO，P元素化合价升高5价。生成1 mol CuP共得到6 mol电子，生成1 mol HPO失去5 mol电子。根据得失电子守恒规律，CuP与HPO的物质的量之比应为5∶6，即CuP的系数为5，HPO的系数为6；然后通过观察法写出其他各物质的系数。配平后的化学方程式为11P+15CuSO+24HO=5CuP+6HPO+15HSO。

因为CuSO与被CuSO氧化的P之间仍符合得失电子守恒规律，所以CuSO与被CuSO氧化的P的物质的量之比为5∶1。n（CuSO） == 1 mol，可氧化的P的质量= mol×31 g·mol=6.2 g。

2.电荷守恒 在氧化还原反应中，反应前后，阴、阳离子所带电荷的代数和相等。

3.原子守恒 氧化还原反应与一般的反应一样，遵守质量守恒定律。

应用 配平氧化还原方程式；进行氧化还原反应的有关计算；求某一反应中被氧化与被还原的原子数之比，或氧化剂与还原剂分子数之比，或氧化产物与还原产物分子数之比。

二、物质转换规律

在氧化还原反应中，氧化剂具有氧化性，在反应中得到电子被还原，发生还原反应，生成还原产物；还原剂具有还原性，在反应中失去电子被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物。可用“双线桥法”表示氧化还原反应中电子的转移情况。

应用 用于分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。

三、性质表现律（价态律）

1.处于最高价态的元素只具有氧化性，如F、O、Fe、H、CO、KO、HO、O等。

2.处于最低价态的元素只具有还原性，如金属单质、X（卤素离子）、H、H等。

3.处于中间价态的元素既有氧化性、又有还原性，但以一种性质为主，一般遇强氧化剂表现还原性，遇强还原剂表现氧化性。例如：2FeCl+Cl=2FeCl；FeCl+Zn=ZnCl + Fe。Fe、SO、H等以还原性为主，Cl、CO、NO等以氧化性为主。

4.化合物含有多种元素，其性质是各种价态的元素性质的综合体现。如HCl中H处于最高价态+1价，遇金属等还原剂时可表现氧化性；其中的Cl处于最低价态-1价，遇到KMnO、MnO、KClO、Ca（ClO）等强氧化剂时表现还原性。

应用 判断元素或物质的氧化性与还原性的有无。

四、价态转化规律

同一氧化还原反应中，有元素化合价升高的同时，必有元素化合价降低。根据这一规律，歧化反应中反应物价态应介于两产物价态之间，而归中反应中产物价态应介于两反应物价态之间。

应用 判断氧化还原反应中元素化合价的高低。

1.邻位转化律 在氧化还原反应中，元素相邻价态间的转化最容易进行。

（1）元素处于最低（或最高）价态，遇一般氧化剂（或还原剂）时转变至相邻价态。例如：

2H+O=2↓+2HO

2Cl+Cu=2Cl+CuCl

（2）元素处于中间价态，遇强氧化剂（或强还原剂）被氧化（或被还原）至相邻的高价态（或低价态）。例如：

O+Cl+2HO=HO+2HCl

O+2HS=3↓+2HO

（3）元素处于中间价态时可发生歧化反应，且一般发生邻位转化（即歧化律）。例如：

+HO=H+HO

3+6NaOH=2Na+NaO+3HO

3O+HO=2HO+O

2.跳位转化律

（1）元素处于较低（或较高）价态时，遇强氧化剂（或强还原剂）发生跳位转化。例如：

+6HNO（浓）=HO+6NO↑+2HO

2KO+16HCl=2KCl+2Cl+5Cl↑+8HO

（2）当加剧反应条件（如升高温度、使用催化剂、增大反应物的浓度、增强酸性、增大反应物的量等）时，可发生跳位转化。例如：

3+6NaOH=5Na+NaO+3HO

4H+5O=4O+6HO

H+8HNO（浓，足量）=HO+8NO↑+4HO

例4 G、W、X、Y、Z均为含氯的化合物，它们在一定条件下具有如下的转化关系（方程式未配平且氯元素一定有价态变化）。

①G W+NaCl

②W+HO X+H

③Y+NaOH G+W+HO

④Z+NaOH W+X+HO

请判断G、W、X、Y、Z中氯元素化合价的高低。

解析 反应①中G→NaCl，氯元素化合价降低，则氯元素的化合价G

3.互不交叉和换位规律

同种元素不同价态的物质之间发生反应（不考虑其他元素之间的反应，下同）时，产物的价态必介于两反应物的价态之间，且其变化是不交叉的。

（1）同种元素的相邻价态间不相互转化。例如：C与CO、CO与CO、Fe与Fe、Fe与Fe，或S与HS、S与SO、SO与HSO等均不反应（因此可用浓HSO干燥SO）。

（2）同种元素不同价态的物质之间发生反应时，生成中间价态的物质，且只靠拢不交叉。也就是说，氧化产物与还原产物中该元素的化合价可能为同一中间价态，也可能不为同一价态，但一定介于氧化剂与还原剂中该元素的化合价之间（即归中律）。例如：

H+HO（浓）=↓+O↑+2HO

KO+6H=K+3↑+3HO

应用 判断氧化还原反应能否发生、物质的变化以及预测反应的产物，判断氧化产物、还原产物及转移电子数。

例5 （1）在反应KClO+6HCl=KCl+3Cl↑+3HO中，氧化产物是 ，还原产物是 ，转移电子数为 。

（2）在反应HS+HSO（浓）=S↓+SO↑+2HO中，氧化产物是 ，还原产物是 ，转移电子数为 。

解析 （1）由于K中Cl元素价态与H相同，则KCl既不是氧化产物，也不是还原产物（不换位）。氧化产物和还原产物都是Cl，该反应为归中反应，转移电子数为5。

（2）与O中S元素化合价恰介于H和HO之间，根据互不交叉规律，只有S为氧化产物、SO为还原产物时，价态变化才不交叉，转移电子数为2。

五、性质强弱律（性质递变律）

1.氧化还原反应发生的一般规律为“强氧化剂+强还原剂→弱氧化剂+弱还原剂”，即对于一个自发进行的氧化还原反应来说，氧化剂一定比氧化产物的氧化性强，还原剂一定比还原产物的还原性强。也就是说在同一氧化还原反应中，氧化性的强弱顺序为氧化剂、氧化产物；还原性的强弱顺序为还原剂、还原产物。例如：在反应2Fe+Cl=2Fe+2Cl中，氧化性Cl大于Fe，还原性Fe大于Cl。

应用1 判断反应能否发生。

例6 判断下列反应能否进行，并说明原因。

（1）Fe+Cu=Fe+Cu

。

（2）2Fe+Cu=2Fe+Cu

。

解析 （1）因为氧化性Fe

（2）因为氧化性Fe>Cu，还原性Cu>Fe，该反应符合氧化还原反应的条件，所以该反应能够发生。

应用2 判断氧化性、还原性的强弱。

例7 已知反应：

（1）I+SO+2HO=HSO+2HI

（2）2FeCl+Cl=2FeCl

（3）2FeCl+2HI=2FeCl+I+2HCl

试判断I、SO、Cl、FeCl四种物质氧化能力的强弱。

解析 根据氧化性：氧化剂>氧化产物，由反应（1）可得出：I>HSO>SO；由反应（2）可得出：Cl>FeCl；由反应（3）可得出：FeCl>I。综上所述可知四种物质氧化能力的强弱顺序为Cl>FeCl>I>SO。

当然也有例外。例如：2NaCl+2HO=2NaOH+Cl↑+H↑（氧化性Cl大于HO，还原性H大于NaCl。这是由反应条件电解所决定的）；Na+KCl（熔融）=NaCl+K↑（还原性K大于Na，这是因为K的沸点758 ℃比Na的沸点883 ℃低，生成的K为蒸气而脱离反应体系，使反应能有效地向右进行）。

2.在相同条件下，总是氧化性或还原性最强的微粒优先发生反应。例如：向含有Br和I的溶液中滴加氯水，则I将优先被氧化；向含有Cu和Ag的溶液中加入铁粉，则Ag将优先被还原。

应用 判断混合溶液中离子发生反应的顺序。

例8 写出下列反应的离子方程式：

（1）FeBr溶液中通入少量Cl ，通入过量Cl 。

（2）FeI溶液中通入少量Cl ，通入过量Cl 。

解析 因Fe、Br、I都具有较强的还原性。当通入过量Cl时，Fe、Br、I都可被Cl所氧化，此时两溶液中反应相似，离子方程式分别为

2Fe+4Br+3Cl=2Fe+2Br+6Cl

2Fe+4I+3Cl=2Fe+2I+6Cl

当通入少量Cl时，由于还原性I>Fe>Br，FeBr溶液中只有Fe被氧化，离子方程式为

2Fe+Cl=2Fe+2Cl

FeI溶液中只有I被氧化，离子方程式为

2I+Cl=I+2Cl

3.一般来说，同一元素的价态越高，其氧化性越强，如氧化性：Fe>Fe；价态越低，其还原性越强，如还原性：HS>S>SO。不过也有例外，氧化性HO>HO，原因是HClO不稳定，见光易分解，生成具有强氧化性的“初生态”的氧原子。

4.一般来说，酸性越强、浓度越大、温度越高，氧化剂的氧化性或还原剂的还原性越强。例如：KMnO在酸性溶液中氧化性最强、中环境次之、碱环境中最弱；浓盐酸具有还原性，而稀盐酸没有；浓硫酸具有强氧化性，而稀硫酸没有；温度越高，碳的还原性越强等。

应用 比较物质间氧化性或还原性的强弱；选择适宜条件下用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质。

六、反应先后律（难易律）

一般来说，在同一反应环境中，浓度相同或相近的氧化剂遇到若干种还原剂时，还原性强的先被氧化；同理，在同一反应环境中，浓度相同或相近的还原剂遇到若干种氧化剂时，氧化性强的先被还原。例如：还原性I>Fe，将Cl通入FeI溶液中，先发生反应Cl+2I=2Cl+I，后发生反应Cl+2Fe=2Fe+2Cl；还原性Fe>Br，将Cl通入FeBr溶液中，先发生反应Cl+2Fe=2Fe+2Cl，后发生反应Cl+2Br=2Cl+Br。

应用 判断物质的稳定性及反应顺序。

七、反应方向律

氧化还原反应一般按照氧化性较强的物质与还原性较强的物质反应，生成氧化较弱的物质和还原性较弱的物质的方向进行。也有例外，如还原性Fe>H，但FeO+4H 3Fe+4HO（g），原因在于该反应为可逆反应，生成的水蒸气被排出可使平衡不断向右移动。类似的有还原性Si大于C，但2C+SiO=Si+2CO↑

应用 用于预测反应的可能性。